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1 Vorlesung Allgemeine Chemie (CH01) Für Studierende im B.Sc.-Studiengang Chemie Prof. Dr. Martin Köckerling Arbeitsgruppe Anorganische Festkörperchemie Mathematisch-Naturwissenschaftliche Fakultät, Institut für Chemie Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 1

2 Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Chemische Bindungen, starke, schwache Bindungen, Elektronenpaarbindung, bindende und freie Elektronenpaare, Oktettregel, Edelgaskonfiguration, Lewis-Formeln, VSEPR-Theorie Thema heute: Chemische Bindungen, Hybridisierung Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 2

3 Hybridisierung Die Annahme einer energetischen und räumlichen Angleichung unterschiedlicher Atomorbitale in einem Molekül mit gleichen chemischen Bindungen ist unbedingt notwendig zur Erklärung der tatsächlichen Bindungsverhältnisse CH 4 Methan; gleiche Winkel und gleiche Bindungslängen Winkel H-C-H: 109,5 o Bindungslänge C-H: 1,09 Å Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 3

4 Kohlenstoff im Grundzustand: 2s 2 2p 2 CH 2?, nicht stabil! sp 3 -Hybridisierung Aus einem s- und drei p-orbitalen werden vier äquivalente sp 3 -Hybridorbitale konstruiert, die nach den Ecken eines Tetraeders gerichtet sind: Im Methan überlappen die 4 sp 3 -Hybridorbitalen mit den 1s-Orbitalen des Wasserstoffs und bilden 4 Einfachbindungen! Struktur: Tetraeder Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 4

5 Beispiel: CH 4, 4-Wertigkeit des Kohlenstoffes Kohlenstoff besitzt 2 s- und 2 p-elektronen. Im CH 4 Molekül jedoch bilden sich vier gleichwertige Bindungen mit den H-Atomen. Die Bildung des Moleküls erfolgt über den Umweg eines angeregten Zustandes des C-Atoms (Promovierung) und der Bildung von sog. sp 3 - Hybridorbitalen (Hybridisierung) aus einem s und drei p Orbitalen. Der Endzustand ist energetisch günstiger als der Ausgangszustand. Bei der Hybridisierung bilden sich 4 gleichwertige sp 3 Hybridorbitale, die dann mit den s-orbitalen der 4 Wasserstoffatome Bindungen ausbilden. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 5

6 Hybridisierung führt zu einer neuen räumlichen Orientierung der Orbitale. Hybridorbitale besitzen eine Vorzugsrichtung, d.h. größere Ausdehnung in Bindungsrichtung. Der Hybridzustand ist an einem isolierten Atom nicht nachweisbar! Die Anzahl der Hybridorbitale ist gleich der Anzahl der Atomorbitale, die an der Hybridisierung beteiligt sind. Es kombinieren nur solche Atomorbitale zu Hybridorbitalen, die ähnliche Energien haben 2s 2p 3s 3p 3d 3d 4s 4p Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 6

7 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 7

8 Beispiel: Ammoniak, NH 3, sp 3 -Hybridorbitale am N-Atom Struktur: trigonale Pyramide, wenn freies Elektronenpaar berücksichtigt wird: Tetraeder, Winkel H-N-H: 107 o. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 8

9 Einfachbindung - -Bindung größte Elektronendichte rotationssymmetrisch zur Verbindungsachse C-H und C C Bindungen im Ethan C 2 H 6 sp 3 Hybrid Bindungswinkel 109,5 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 9

10 Doppelbindung: Werden nur 2 der p-orbitale sowie das s-orbital hybridisiert, so entstehen insgesamt drei äquivalente sp 2 -Hybridorbitale, die in die Ecken eines gleichseitigen Dreiecks gerichtet sind. Das an der Mischung nicht beteiligte 2p z - Orbital steht dann senkrecht auf der Dreiecksfläche und kann für eine π-bindung genutzt werden, Beispiel Ethen C 2 H 4 : Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 10

11 Dreifachbindung: Entsprechend lassen sich das 2s-Orbital mit z.b. dem 2p x -Orbital zu zwei linearen sp-hybridorbitalen kombinieren. Die an der Hybridisierung nicht beteiligten 2p y - und 2p z -Orbitale stehen dann senkrecht zur Rotationsachse der beiden sp- Hybridorbitale, Beispiel Ethin (Acetylen) C 2 H 2 : Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 11

12 Hybridorbitale lassen sich auch unter Beteiligung von d-orbitalen bilden: sp 3 d 2. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 12

13 Die Hybridisierung eines d-, eines s- und dreier p-orbitale führt zu 5 sp 3 d- Hybridorbitalen: Beispiel: PF 5, trigonal bipyramidal. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 13

14 Formel Elektronenstruktur Molekülstruktur Beispiele sp AX 2 linear BeCl 2 (g) sp 2 AX 3 trigonal eben BF 3 AX 2 E gewinkelt SnCl 2 (g) sp 3 AX 4 tetraedrisch + CH 4, NH 4 AX 3 E trigonal-pyramidal NH 3 AX 2 E 2 gewinkelt H 2 O sp 3 d AX 5 trigonal bipyramidal PF 5 AX 4 E verzerrt SF 4 AX 3 E 2 T-förmig ClF 3 AX 2 E 3 linear - - XeF 2, I 3, ICl 2 sp 3 d 2 AX 6 oktaedrisch 2- SF 6, SiF 6 AX 5 E quadratisch-pyramidal IF 5 AX 4 E 2 quadratisch-planar - XeF 4, ICl 4 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 14

15 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 15

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